Elektronegatiivisuus

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Alkuaineiden elektronegatiivisuus Paulingin asteikolla.

Elektronegatiivisuus on suhteellinen mitta, joka kuvaa sitä, miten voimakkaasti atomi vetää puoleensa yhteisiä sidoselektroneja molekyylissä. Esimerkiksi happiatomin elektronegatiivisuus on suurempi kuin vetyatomin, joten vesimolekyylissä suurempi osuus happi-vetysidosten elektronitiheydestä on happea lähellä. Mitä suurempi on sidoksen muodostavien atomien elektronegatiivisuuksien ero, sitä polaarisempi sidos on.

Useimmiten elektronegatiivisuuden mittaamiseen käytetään Linus Paulingin vuonna 1932 esittelemää asteikkoa. Muita asteikkoja ovat Mullikenin asteikko (1934), Allredin–Rochowin asteikko ja Allenin asteikko.

Paulingin asteikko[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kun verrataan heteronukleaaristen sidosten (X–Y) kokeellisesti määritettyä dissosiaatioentalpiaa D(\text{X--Y})_{kokeellinen} keskiarvoon \tfrac{1}{2} \big( D(\text{X--X})+D(\text{Y--Y}) \big) havaitaan ero \Delta D, eli

\Delta D=D(\text{X--Y})_{kokeellinen}-\tfrac{1}{2} \big( D(\text{X--X})+D(\text{Y--Y}) \big).

Joissain sidoksissa kuten ClBr eroa ei ole \Delta D \approx 0, mutta toisissa kuten HF se on merkittävä \Delta D=272 kJ/mol.[1]

Elektronegatiivisuuksien \chi ^P ero on \Delta D neliöjuuri,

\chi ^P(Y) - \chi ^P(X) = \sqrt{\Delta D}

Paulingin mukaan \Delta D kuvasi sidoksen ioniluonnetta. Hän määritteli elektronegatiivisuuden atomin voimaksi vetää elektroneja puoleensa molekyylissä.

Mullikenin asteikko[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Mullikenin asteikossa elektronegatiivisuusarvot saadaan ionisoitumispotentiaalin ja elektroniaffiniteetin keskiarvosta. Mullikenin arvot esitetään suoraan energian yksiköissä, tavallisesti elektronivoltteina (eV).

Elektronegatiivisuus ja sidokset[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Alkuaineet, joiden elektronegatiivisuusero on pieni (Paulingin asteikossa alle 0,4), muodostavat suhteellisen poolittomia kovalenttisia sidoksia. Jos elektronegatiivisuusero on välillä 0,4–2,0, sidokset ovat polaarisia ja kovalenttisia. Jos ero on suurempi kuin 2,0, alkuaineiden välille muodostuvilla sidoksilla on paljon ionista luonnetta.

Säännönmukaisuudet elektronegatiivisuudessa[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Elektronegatiivisuudet kasvavat, kun liikutaan vasemmalta oikealle jaksollisen järjestelmän pääryhmissä (ryhmät 1–2 ja 13–17). Kasvu johtuu siitä, että atomin ytimen varauksen suurentuessa ydin vetää elektroneja enemmän puoleensa. Samalla siis kasvaa myös ensimmäinen ionisoitumisenergia.

Elektronegatiivisuudet pienenevät, kun liikutaan pääryhmissä ylhäältä alas. Tässä suunnassa atomin elektronikuorien määrä lisääntyy eikä ydin vedä elektroneja yhtä tiukasti puoleensa.

Elektronegatiivisuus siis suurenee kuljettaessa vasemmasta alakulmasta oikeaan yläkulmaan.

elektronegatiivisuus kasvaa → atomisäde pienenee → ionisoitumisenergia kasvaa →
ryhmä 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
jakso
1 H
2,1
He
 
2 Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Ne
 
3 Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
Ar
 
4 K
0,8
Ca
1,0
Sc
1,3
Ti
1,5
V
1,6
Cr
1,6
Mn
1,5
Fe
1,8
Co
1,9
Ni
1,8
Cu
1,9
Zn
1,6
Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8
Kr
 
5 Rb
0,8
Sr
1,0
Y
1,2
Zr
1,4
Nb
1,6
Mo
1,8
Tc
1,9
Ru
2,2
Rh
2,2
Pd
2,2
Ag
1,9
Cd
1,7
In
1,7
Sn
1,8
Sb
1,9
Te
2,1
I
2,5
Xe
 
6 Cs
0,7
Ba
0,9
Lu
Hf
1,3
Ta
1,5
W
1,7
Re
1,9
Os
2,2
Ir
2,2
Pt
2,2
Au
2,4
Hg
1,9
Tl
1,8
Pb
1,9
Bi
1,9
Po
2,0
At
2,2
Rn
 
7 Fr
0,7
Ra
0,9
Lr
 
Rf
 
Db
 
Sg
 
Bh
 
Hs
 
Mt
 
Ds
 
Rg
 
Cn
 
Uut
 
Fl
 
Uup
 
Lv
 
Paulingin asteikon elektronegatiivisuudet jaksollisessa järjestelmässä

Elektronegatiivisuuden syyt[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Yksinkertainen selitys: Taulukosta huomataan, että jalokaasuilla ei ole merkittynä elektronegatiivisuuksia. Jalokaasuilla on uloin elektronikuori oktetissa (niillä on siis kahdeksan ulkoelektronia), ja kun elektronikuori on oktetissa, se on mahdollisimman pallonmuotoinen. Tämä "elektronien verho" peittää näin täysin ytimen positiivisen varauksen ja atomi ei siten houkuttele elektroneja lainkaan.

Monimutkainen selitys: Alkuaineiden erilaisten elektronegatiivisuuksien ajatellaan nykyään johtuvan atomiytimen ja atomiorbitaalien välisistä suhteista, mikä kuuluu kvanttimekaniikan alaan. Elektronegatiivisemmalla atomilla on uloimman elektronikuoren rakenne sellainen, että kun se saa elektronin, sen atomiorbitaalien muoto lähestyy pallon muotoa, ja se on siten "elektronitiheämpi", kuin vähemmän elektronegatiivinen atomi saadessaan elektronin. Elektropositiivisuus (vastakohtana tälle) on vanhentunut ja huono termi, jota ei nykyään tässä yhteydessä käytetä. Asiaa voidaan käsitellä myös sähkömekaniikan ja fysiikan termein, kuten Mullikenin asteikossa on osittain tehty.

Monimutkaisin selitys: ks. kvanttifysiikka, perusvuorovaikutukset

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. Catherine E. Housecroft et al.Chemistry, 3rd edition. Pearson Education Limited, 2006. ISBN 0-13-127567-4. (englanniksi)